原子轨道的形状
原子轨道的形状不同。也就是电子它们描述了原子核周围不同的概率分布。事实上，轨道不同的部分原因是能源占据它们的电子很可能在母核周围的不同区域被发现，因此母核对电子的吸引力也不同。事实上，一个给定壳层的所有轨道氢原子尽管形状不同，但拥有相同的能量是令人惊讶的，这与能量的不同贡献相抵消。(这个所谓的简并度相同的能量由不同的人所拥有波函数，也与数值一致的巧合有关波尔的模型实验。)然而，一旦出现第二个电子，简并度就消失了。
所有年代轨道是球对称的。也就是说，一个电子占据了年代在离原子核一定距离的任何方向上，都能以相同的概率找到轨道。因此，这些轨道用球面表示边界面（)，这是一个能捕获大量电子的表面密度．电子更有可能出现在球面边界内的某个地方，而不是球面外。
当电子被描述为波函数对应于一个特定的轨道，电子被称为占据该轨道。在氢原子的基态中，电子占据了1年代在激发态时，它占据了它移动到的另一个轨道。的独特特征年代轨道是指占据它的电子可能就在原子核上。所有其他轨道在原子核处的振幅都为零，占据其中一个轨道的电子在原子核处被发现的概率为零。这个看似微不足道的细节却有着显著的后果:例如，它在很大程度上决定了大脑的结构元素周期表因此，对于化合物元素可以形成以及组成物质的性质有形的世界。这类表面上微不足道的几个差别是造成物质性质千差万别的原因。
的边界面p轨道显示在．所有p轨道是双裂的，在原子核的每一边都有一个高电子密度的区域。的边界面p因此，轨道由两个突起的核叶组成。这三个p给定壳层的轨道通常是指定的px,py,或pz根据它们的叶瓣沿三个相互垂直的轴之一排列。一个d轨道的叶瓣排列方式稍微复杂一些，并相应地标记为()．如上所示，并由边界表面的形状所暗示p而且d轨道,既不p轨道也不d轨道有任何振幅在原子核中，所以占据其中一个的电子永远不会在空间中的那个位置被找到。
建立原则
氢而且氦
的原子轨道氢被用作讨论多电子结构的基础原子．这里对它们的使用作了简单的定性描述，而不讨论复杂的、电脑与实验吻合较好的基础计算:通过适当的方法可以获得这种吻合，并可以计算出高精度的能量。下面几段描述的程序被称为建立原则(有时，如德语原文，Aufbau)。
在累积原则中，Z电子元素的中性原子原子序数Z)依次排列成一组类氢原子轨道，以获得尽可能低的总能量。因此，要解释一个结构氦Atom(用于Z= 2)时，允许一个电子占据类氢的1年代轨道，然后第二个电子被允许加入，给电子构型1年代2(读作“one-s-two”)。
锂通过霓虹灯
为了得到下一个元素的基态电子排布，锂（Z= 3)，还有一个电子是补充道。但是，这个电子不能占据1年代轨道，因为它有一个性质自旋，这是其行为的基础。自旋是内在电子的性质，如它的质量或负责．在初等处理中，自旋常被看作实际的自旋运动．然而，这是一个量子力学没有经典对应物的性质，以这种方式描绘自旋可能会产生误导。然而，对于目前的讨论，这样一幅图是有用的。一个电子有固定的自旋量，也就是说宇宙以完全相同的速度不停地旋转。虽然电子的自旋是恒定的，但自旋轴的方向是可变的量子力学限制方向只有两种可能。电子的两种可能的自旋态由箭头↑和↓表示，并由自旋磁性来区分量子数,米年代，这需要值+1/2(对于↑旋转)或−1/2(对于↓旋转)。
由于它的自旋，电子必须遵守一个基本的要求，称为泡利不相容原理．这个原理(这是更基本的泡利原理的一个结果)指出，一个给定的轨道上不能有超过两个电子，如果两个电子确实占据了一个轨道，它们的自旋必须是成对的(记为↑↓;也就是说，一个电子必须是↑，另一个必须是↓)。泡利不相容原理是电子对在形成中的重要性的原因共价键．从更宏观的角度来看，这也是为什么事散装;也就是说，所有的电子都不能占据能量最低的轨道，而是位于以原子核为中心的许多壳层中。同样由于自旋的存在，两个物体在接触时不会简单地相互融合;的电子相邻原子不能占据同一空间，因此两个原子不能合二为一。这又是一个看似微不足道的性质的例子，在这个例子中，自旋具有深刻而宏观的重要性。在这种情况下，电子的自旋是可识别物质形式存在的原因。
记住泡利不相容原理，我们可以看到氦1年代轨道(因此整个n= 1电子层，因为这个电子层只有一个轨道)是满的。氦原子被称为a原子闭壳的物种。在前面所作的关于氦的惰性的评论和它的惰性这一事实之间有明显的联系价Shell完成。下面将讨论此连接的详细信息。与n= 1层时，锂的第三个电子必须进入下一层的轨道n= 2。这个壳层由两个子壳层组成，子壳层由单个的2组成年代轨道和3个2p轨道,分别。
下一个必须解决的问题是实验性的(即，光谱第三个电子占据了2年代轨道，而不是3个2p得到构型为1的轨道年代22年代1．在氢原子中，所有的壳层轨道都是简并的。然而，在有多个电子的原子中就不是这样了;在这种情况下，在给定的shell中年代亚壳层的能量比p亚层。an的低能量n年代轨道相对于轨道np轨道产生于一种能力年代电子要在离原子核极近的地方才能找到。
如果电子进入n年代而且np轨道在封闭壳层外均匀分布构成像氦一样的原子核心，那么它们会被两个核心电子相等地排斥。因此，它们会经历一个较低的有效核电荷，即考虑到任何电子的斥力后，原子核的真实电荷和净电荷之间的差值。由于原子中其它电子的作用而使实际核电荷减少的现象被称为原子电荷减少屏蔽核电荷的。接下来，有必要注意到一个2年代电子能穿透通过核(即，有非零概率被发现更接近核的电子密度比核心的体积)。如果穿透发生，电子经历了完整的核电荷，因此具有比无法穿透屏蔽核心的轨道上的电子更低的能量。正是这种穿透和屏蔽作用的结合导致了一个n年代轨道的能量比轨道的能量略低np轨道，后者在原子核处振幅为零。
从这个讨论可以得出，锂原子要获得尽可能低的能量，第三个电子应该占据2年代轨道，与光谱证据一致。连续的元素先完成2年代shell(在铍,是;Z= 4)，然后开始2p亚层。2的三个轨道p亚壳层完成后，再加入六个电子，这发生在霓虹灯(东北;Z= 10)。
在这一点上，建立原则的另一个方面需要提到，尽管它的重要性直到以后才会完全显现出来。当有几个能量相同的轨道可供占据时，电子配置在原子中所观察到的都被发现是复制的，如果猎狗的采用规则。该规则指出，如果当前被容纳的电子可以占据多个轨道，那么这些电子就会以平行自旋占据单独的轨道(例如，两者都是↑，记为↑↑)。单独轨道的占用最小化了电子之间的排斥能量，因此导致比它们被限制在同一空间区域的能量更低。洪德定律关于电子具有平行自旋的要求更为微妙。当电子有平行自旋时，它们受到量子力学使彼此保持距离;因此，原子可以稍微缩小，从而提高电子和原子核之间的吸引能量。
在霓虹灯整个n= 2 shell是完整的。在这一点上应该注意到第二惰性气体氖具有闭壳层电子构型，第一个惰性气体氦也是如此。还要注意从氦原子到氖原子需要8个电子，8是氦原子从氦原子到氖原子的最大电子数n= 2壳可以容纳，而且元素周期表的主体部分有8列元素。因此，泡利不相容原理和穿透和屏蔽效应的结合解释了这个表的基本结构。
钠通过氩
元素周期表中氖后面的元素是钠(Na),Z= 11。它附加的电子被电子排斥泡利不相容原理从氖的封闭壳层，必须进入下一个更高能量的壳层，其中n= 3。这个壳层包含三个子壳层，3年代， 3p，和3d，由于穿透和屏蔽的作用，这些亚壳的能量为3级年代< 3p< 3d．由此可见，进入的电子进入了3年代轨道，导致钠原子的基态电子构型为[Ne]3年代1，其中[Ne]表示类似霓虹灯的1年代22年代22p6封闭的外壳。这个讨论的一个显著特点是钠的电子排布是精确的模拟锂(Li)的电子构型，[He]2年代1它有类似氦的闭壳核。此外，钠与锂属于同一家族，具有惊人相似的化学性质，包括形成离子的能力化合物含有单电荷的阳离子，即Na+和李+,分别。
元素周期表第三行(钠贯穿氩)实际上是第二行的复制(锂到氖)，唯一的区别是更远的壳层年代而且p轨道(壳层n正在被占用。这一行的元素具有很强的家族相似性，特别是在它们的方面价，到第二行中它们正上方的元素。此外，八位成员后，排终止在惰性气体氩气中，用3个封闭集年代和3p亚层。
钾通过氪
化学然而，这是一个微妙的主题，它的多样性取决于这种微妙。在这一点上需要的细节(但不会过多地详述)是穿透和屏蔽的影响是如此明显，以至于4年代轨道的能量由于它能穿透原子核而大大降低，因此它的能量低于3d轨道，即使这些轨道属于主量子数较低的壳层。这样，在氩之后，下一个电子进入了4号碳年代轨道，不是3d轨道，给出构型[Ar]4年代1为钾，其中[Ar]为氩的构型。事实上，钾在化学性质上与钠，这与它是一致的类似的电子构型。
钙是钾之后的下一个元素，它的电子是4年代亚层。这里是5d轨道是下一个被占领的轨道，它们的连续填充占了10个元素(从钪来锌)，被归类为过渡元素．只有在3之后d子壳是完整的有4个p排成一行的轨道，然后需要6个电子将这些元素带到下一个惰性气体中，氪．3的存在d占据方案中的轨道将元素周期表的第四行从8个成员延长到18个成员，从钾到氪的那一行称为元素周期表的第一个长周期。
这个讨论中提出的模式现在随着电子的增加而继续，并且表的下一行复制了第四行的电子构型。周期表的一般模式现在已经建立。